Assalamu'alaikum Wr. Wb. Salam sobat Creative, kali ini saya akan memberikan sedikit artikel mengenai Termokimia. Dari namanya saja agan mungkin sudah bisa menebak, mata pelajaran apakah ini ,,? Tentu saja Kimia. Mumpung sekarang K-13 walaupun kurang menyenngkan, tapi bawa happy aja.
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH. Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.
Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia merupakan l penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.
*--B. Termodinamika I
Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.
Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.
Penerapan hukum termodinamika pertama
dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1 Perubahan kalor pada tekanan konstan:
∆H = ∆E + P∆V
W= P∆V
∆E = energi dalam
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg berikut.
∆U = Q – W
∆U = perubahan tenaga dalam sistem
Q = panas yang masuk/keluar dari sistem
W = Usaha yang dilakukan thp sistem
dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1 Perubahan kalor pada tekanan konstan:
∆H = ∆E + P∆V
W= P∆V
∆E = energi dalam
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg berikut.
∆U = Q – W
∆U = perubahan tenaga dalam sistem
Q = panas yang masuk/keluar dari sistem
W = Usaha yang dilakukan thp sistem
*--C. Kalor Reaksi
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.
Ada beberapa macam jenis perubahan
pada suatu sistem.
pada suatu sistem.
Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah ubah.
Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir.
Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik. Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.
∆t = takhir – tmula-mula
∆t = takhir – tmula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial;
∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula
∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula
Kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi, disebut juga perubahan entalpi. Pada beberapa reaksi kimia jumlah kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan termometer.
*--D. Kerja
Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan.
Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan.
∆ W= F ds
Simbol ∆ W digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi. Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah:
a. Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling.
b. Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling. Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi diberikan sebagai
W = ʃ p dV
Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan . Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :
1. Sistem Terbuka
Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.
Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.
2. Sistem Tertutup
Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.
Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.
3. Sistem Terisolasi
Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.
Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.
Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja ( w ) atau menghasilkan panas (kalor=q ).
Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor ( q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam(internal energy ). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan- volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.
*--E. Entalpi
Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s). Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ). Untuk reaksi kimia :
Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s). Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ). Untuk reaksi kimia :
∆ H = Hp – Hr
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
Reaksi pada tekanan tetap : qp = ∆ H
( perubahan entalpi )
( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume tetap : qv = ∆ E
( perubahan energi dalam ) Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (Δ H) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan.
( perubahan energi dalam ) Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (Δ H) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan.
Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s). Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (Δ H) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:
Δ H = H H20 (l) - H H20 (s)
Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.
Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.
1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH◦f)
Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg. Contoh:
Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg. Contoh:
H2(g)+ 1/2 O2àH2O(l) ΔH=-286 kJ
mol-1
mol-1
C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ
mol-1
mol-1
K(s) + Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1
Catatan:
ΔHf elemen stabil adalah 0
ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)
Catatan:
ΔHf elemen stabil adalah 0
ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)
2. Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d)
Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian. Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.
Contoh:
H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh H f no. 1)
Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian. Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.
Contoh:
H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh H f no. 1)
3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH◦c)
Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran. Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)
Contoh :
1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 -> CO2(g) + H2O
(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1
Catatan:
ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan
4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s) Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.
Contoh:
NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ
mol-1
HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq)
ΔHs=-72.4 kJ mol-1
NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=
+4.0 kJ mol-1
Catatan:
Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak
larut dalam air
Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air
5. Entalpi Netralisasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol
6. Entalpi Penguapan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.
7. Entalpi Peleburan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.
8. Entalpi Sublimasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.
*--Kalorimeter
Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuranperubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal. Menurut azas Black : Kalor yang dilepas =
kalor yang diterima
Rumus yang digunakan adalah :
q = m x c x ∆ T
qkalorimeter = C x ∆ T
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
∆ T = perubahan suhu ( oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g.
K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J /
K )
Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke
lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang
diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter,
tetapi tandanya berbeda.
q reaksi = - ( qlarutan + qkalorimeter )
Beberapa jenis kalorimeter :
. Kalorimeter bom
Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi- reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka : qreaksi = - (q air + q bom ) Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
q air = m x c x ∆ T
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J /
g.oC ) atau ( J / g. K )
∆ T = perubahan suhu ( oC atau K )
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat
dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x ∆ T
dengan :
C bom = kapasitas kalor bom ( J /
oC ) atau ( J / K )
∆ T = perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
∆ E = q + w dimana w = - P. ∆ V ( jika
∆V = nol maka w = nol ) maka
∆ E = qv
Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.
∆V = nol maka w = nol ) maka
∆ E = qv
Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.
Kalorimeter Sederhana Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.
qreaksi = - (q larutan + qkalorimeter )
qkalorimeter = C kalorimeter x DT
dengan :
qreaksi = - (q larutan + qkalorimeter )
qkalorimeter = C kalorimeter x DT
dengan :
C kalorimeter = kapasitas kalor
kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil ; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = - q larutan
q larutan = m x c x DT
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter(J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.
kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil ; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = - q larutan
q larutan = m x c x DT
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter(J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.
DH = qp
Contoh kalorimeter sederhana adalah
kalorimeter larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran. Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan
kalorimeter larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran. Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan
Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )
Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)
Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka
Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)
Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka
Qreaksi = - (m.c.∆T)
Keterangan :
m = massa zat(kg)
c = kalor jenis (J/kg⁰C)
∆t = perubahan suhu (Celcius)
Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.
m = massa zat(kg)
c = kalor jenis (J/kg⁰C)
∆t = perubahan suhu (Celcius)
Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:
ΔH = Hp- Hr > 0
Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔH = Hp- Hr < 0
ΔH = Hp- Hr < 0
Daftar Pustaka : 2013, Pengetajuan Kimia Basis K-13, Pekanbaru, Roni Suryadi
Created by ©: M. Ikhwanul A. Nst
Sekian dari saya mengenai artikel TERMOKIMIA. Semoga artikel diatas bisa bermanfaat untuk anda semua.
Assalamu'alaikum Wr. Wb.
0 komentar:
Post a Comment